1. Ejemplos básicos con explicación paso a paso

Colección de 7 ejercicios simples y sencillos, para empezar nuestra aventura en la resolución de problemas de química.

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2. Calcular masa atómica conociendo isótopos

En el análisis de un espectrómetro de masas se obtienen los resultados que se indican a continuación: C-12 (masa = 12,00000 uma y abundancia = 98,892%) y C-12 (masa = 13,00335 uma y abundancia = 1,108%). Calcular a partir de estos datos la masa atómica del átomo de carbono.

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3. Calcular abundancia y masa de un isótopo

El cobre tiene dos isótopos naturales:

  • Cu-63 de masa 62,930 uma y una abundancia de 69,09%
  • Cu-65

¿Cuál es la masa y abundancia del Cu-65?

Téngase en cuenta que el peso atómico medio del cobre es de 63,546 uma.

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4. Calcular composición centesimal

Calcula en porcentaje en peso de cada elemento de la nicotina (C10H14N2).

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5. Determinar la fórmula empírica

El hierro forma dos cloruros, uno con un 44,2% de Fe y el otro con un 34,3%.

Determina la fórmula empírica de ambos y nómbralos.

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6. Obtener fórmula molecular

Un hidrocarburo saturado gaseoso esta formado por el 80% de carbono.

¿Cuál es su fórmula molecular si su densidad en condiciones normales es 1,34 g/L?

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7. Fórmula empírica, molecular y composición centesimal

Boletín de 7 ejercicios resueltos para repasar los conceptos de fórmula molecular, empírica y composición centesimal.

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8. Composición centesimal y fórmula molecular

El ácido ascórbico (vitamina C) contiene solamente C, H y O. En la combustión de 1,176 g de ácido ascórbico se desprenden 1,763 g de dióxido de carbono y 0,4803 g de agua. Con esta información, calcula por favor:

  • La composición en tanto por ciento en peso del ácido ascórbico.
  • Su fórmula empírica.
  • Si su masa molar es 176 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular?

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9. Deducir fórmula molecular a partir de fórmula empírica

La fórmula empírica de la cafeína es C4H5N2O y su masa molar 194,19 g/mol.

Deduzca su fórmula molecular y determine el porcentaje en peso de cada uno de los elementos.

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10. Masas, moles y átomos

Ordenar en orden decreciente de su masa en gramos:

  • 2,23 x 1021 átomos de aluminio metálico
  • 25,6 moles de cloruro de sodio
  • 25 gramos de hidróxido de sodio

Preparados, listos... ¡ya!

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11. Misma cantidad de átomos en distintas masas de elementos

Calcula el peso de aluminio en gramos que contiene el mismo número de átomos que existen en 19,07 g de cobre.

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12. Átomos de calcio en una taza de café con leche

En un vaso de 250 ml de leche desnatada hay aproximadamente 300 mg de calcio.

Calcule el número de átomos de calcio que habrá en un café con leche de 120 ml cuyo porcentaje en volumen de leche es del 40%.

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13. Calcular moléculas en un litro de compuesto

Calcular dónde existen más moléculas, en un litro de metanol (CH3OH), de densidad 0,791 g por cm³ o en un litro de agua (H2O), de densidad 1 g por cm³.

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14. Obtener número de átomos en compuestos

¿Dónde existe mayor número de átomos?

  1. en 0,25 moles de anhídrido sulfúrico (SO3).
  2. en 16 g de O.
  3. en 67,2 litros de helio en condiciones normales.
  4. en 4 g de H.

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15. Moléculas y Proporciones

En el amoníaco (NH3), el nitrógeno y el hidrógeno se encuentran en la siguiente relación másica:

H:1 | N:4,632

Hallar la cantidad de amoníaco que podrá obtenerse a partir de 3 gramos de hidrógeno.

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16. Presiones parciales

Una mezcla de gases contiene 4.46 moles de neón (Ne), 0.74 moles de argón (Ar) y 2.15 moles xenón (Xe). Calcule las presiones parciales de los gases si la presión total es 2.00 atm a cierta temperatura.

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17. Varios ejemplos sobre Gases Ideales

Colección de problemas resueltos sobre las distintas leyes que se utilizan en los temas básicos de química sobre gases ideales.

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18. ¿Cuántos dolores de cabeza curo con 1 kg de aspirina?

La dosis promedio del ácido acetil salicílico, aspirina, (C9O4H8) necesaria para combatir un dolor de cabeza es de $1,7 \cdot 10^{-3}$ moles. ¿Qué cantidad de dolores de cabeza se pueden remediar con 1 kg de aspirina?

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19. Disoluciones

Aquí tienes como regalito una colección de problemas resueltos sobre disoluciones, para que puedas aprender y practicar a tu ritmo.

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20. Problemas de pH y pka

Recopilación de 7 ejercicios resueltos sobre pH y pka, para que puedas practicar los conceptos aprendidos en el curso gratuito de química.

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21. Ejemplos resueltos con problemas de Pilas | Química fácil

Nada mejor para comprender el concepto de pila que una buena dosis de ejercicios y problemas para practicar. Así que ahí llevas, una tapita de ejemplos de pilas con potencial, leyes de Faraday y demás.

Intenta hacerlos por tu propia cuenta antes de mirar el resultado.

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22. Ejemplos sencillos

Aquí te dejamos una colección de problemas sobre estequiometría para practicar conceptos de química general. Debajo de cada uno, encontrarás la solución paso a paso.

Hay algunos de ESO, bachillerato e incluso de la universidad, pero todos tienen un nivel similar.

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23. Cuestiones sobre termoquímica

Los transbordadores espaciales pueden utilizar hidrógeno como combustible en su primera etapa de lanzamiento, consumiéndose un total de 800 m3 de combustible, medidos a 38 atm y 298 K.

Alternativamente, para evitar riesgos de explosión, se pueden utilizar combustibles sólidos basados en la oxidación del aluminio por el perclorato de amonio (NH4ClO4), según la siguiente ecuación:

6 NH4ClO4 (s) + 10 Al (s) → 3 N2 (g) + 9 H2O (g) + 5 Al2O3 (s) + 6 HCl (s)

Cuestiones planteadas:

  • Calcule la cantidad de energía que se liberará al utilizarse hidrógeno como combustible.
  • Calcule el volumen de oxígeno necesario a 298 K y 6 atm para que se produzca la combustión completa del hidrógeno.
  • Calcule la entalpía de la reacción de oxidación del aluminio por el perclorato de amonio.
  • ¿Cuántas toneladas de perclorato de amonio serán necesarias para proporcionar la misma cantidad de energía que la proporcionada por la combustión del hidrógeno.
  • ¿Qué masa de óxido de aluminio formará la nube de polvo que originará esta combustión?

Datos:

Compuesto H2O (g) Al2O3 (s) NH4ClO4 (s) HCl (g)
$\Delta Hf^0$ -241,8 kJ/mol -1676,0 kJ/mol -295,3 kJ/mol -92,3 kJ/mol
Elemento N H Cl O Al
Masa atómica 14,0 1,0 35,5 16,0 27,0

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24. Calcular peso equivalente

El análisis de un compuesto de azufre e hidrógeno revela que, por cada 14,80 g de azufre hay 0,93 g de hidrógeno. Por otro lado, en un compuesto de azufre y calcio, por cada 12 g de azufre hay 15 g de calcio. Hallar, con estos datos, el peso equivalente del calcio.

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25. Cinética formal, molecular y catálisis

1. Calcule ∆G para la expansión isotérmica reversible de 2 moles de un gas ideal desde 1 litro a 10 litros a 30 ºC.

2. Un mol de He se comprime isotérmica y reversiblemente a 100 ºC desde una presión de 2 atm hasta 10 atm. Calcule ∆G suponiendo que el He se comporta como un gas ideal. Repita el cálculo para la vuelta del sistema al estado inicial si el gas se expande frente a una presión exterior constante de 2 atm.

3. La presión de vapor del agua líquida a 25 ºC vale 23.8 torr. Suponiendo que el gas se comporta idealmente y que el agua líquida es incompresible calcule ∆G0 para la vaporización del agua líquida a 25 ºC. dagua(25 ºC) ≈ 1g/cm3.

4. Una muestra de 0.320 g de glucosa (C6H12O6) se quema, a volumen constante, en un calorímetro cuya capacidad calorífica es 640 J K-1, originando un aumento de temperatura de 7.79 grados. Calcule:

a) La energía interna molar de combustión de la glucosa

b) La entalpía molar de formación de la glucosa.

Datos: M(glucosa) = 180 g/mol, ∆fH(CO2 (g))= -394 kJ/mol, ∆fH(H2O (l))= -286 kJ/mol.

5. Una muestra de urea cristalizada, que pesa 1.372 g se quema en una bomba calorimétrica cuya capacidad calorífica efectiva es de 1176 cal/grado. La temperatura ha variado desde 21.34 a 24.29 ºC. Los productos de reacción son CO2 (g), H2O (l) y N2 (g).

a) Calcule el valor de ∆U en kcal/mol.

b) ¿Qué variación de volumen se habría producido si la reacción de un mol de urea se hubiese realizado a la presión constante de 1atm?

c) ¿Cuál es el valor de ∆H para la combustión de la urea?.

6. Se sabe que un producto medicinal no tiene acción terapéutica después de haberse descompuesto en un 30 %. Una muestra de concentración inicial 5 mg/ml se
analizó después de 20 meses a 25 ºC, encontrándose que se había descompuesto 0.8 mg/ml. Suponiendo que la descomposición es de primer orden, determine:

a) ¿cuál es el tiempo de actividad que hay que poner en la etiqueta?

b) ¿cuál es la vida media de este producto?

c) ¿cuál sería el tiempo de actividad si la muestra se almacena a 0 ºC?

Dato: Ea = 20 kJ/mol.

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26. Cambios energéticos en las reacciones químicas

1. Un mol de gas perfecto a 27 ºC se expansiona reversible e isotérmicamente desde 10 atm a 1 atm.

a) Calcule la variación de todas las funciones termodinámicas en la transformación.

b) Calcule esta variación en el caso de ser la expansión contra el vacío, hasta un volumen tal que la presión alcance 1atm.

2. Un mol de un gas ideal se expansiona isotérmicamente, a 300 K, desde 2 atm hasta 0.5 atm. Deduzca el valor de ∆G según que el proceso se realice reversible o
irreversiblemente contra una presión constante de oposición de 0.5 atm.

3. La presión de vapor del agua a 25ºC es 0.0313 atm. Calcule ∆G para los siguientes procesos... suponga que el vapor se comporta de manera ideal y que la entalpía de vaporización no depende de la presión.

4. A -3 ºC la presión de vapor del hielo es 3.56 torr y la del agua sobreenfriada es 3.67 torr. Calcule ∆G para la transición de 1mol de agua sobreenfriada a -3 ºC y 3.67 torr a 1 mol de hielo a -3 ºC y 3.56 torr.

5. Las entalpías de formación estándar a 25 ºC de la glucosa, C6H12O6, y del ácido láctico, C3H6O3, son -304 y -165.9 kcal/mol, respectivamente. Las capacidades caloríficas de las dos substancias son 52.31 y 30.5 cal/grado mol. Determine el calor de reacción a 25 ºC para la formación de ácido láctico a partir de glucosa. ¿Cuál sería el valor que se podría estimar para ese calor si la reacción procediese a temperatura fisiológica, 37ºC?.

6. La entalpía de combustión estándar del propano gaseoso, a 25ºC, es -2220 kJ/mol y la entalpía de vaporización estándar del líquido vale +15 kJ/mol. Calcule la energía interna de combustión estándar del propano líquido.

7. Calcule el calor de combustión para el hidrógeno a 1500 K sabiendo que el calor de combustión a 298 K vale -115595.8 cal y que las capacidades caloríficas, pc , en cal/K mol, del H2O, O2 y H2 vienen dadas por los datos siguientes.

Y algunos más... que disfrutes! 🙂

 

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27. Equilibrio Químico

1. Un experimentador introduce 15 milimoles de A y 18 milimoles de B en un recipiente. Éste se calienta hasta 600 K y se establece el equilibrio en fase gaseosa: A + B ⇌ 2C + 3D. La mezcla en equilibrio tiene una presión de 1085 torr, y contiene 10 milimoles de C. Calcule Kp0 y ∆G0 a 600 K.

2. Para la reacción en fase gaseosa: 2SO2 + O2 ⇌ 2SO3, se encontró que una mezcla en equilibrio, a 1000 K y 1767 torr, tenía las siguientes fracciones molares: x(SO2) = 0.310; x(O2) = 0.250; x(SO3) = 0.440. Suponiendo comportamiento ideal y p0 = 1 atm, calcule: Kx, Kc y ∆G0.

3. Calcule la constante de equilibrio a 25 ºC. Si se parte de 0.3 mol de N2O5 y 0.5 mol de N2O3, ¿cuál será la composición de equilibrio a 2 atm y 25 ºC?.

4. Calcule la constante de equilibrio a 25 ºC. ¿Estará en equilibrio a 298 K una mezcla de reactivos y productos a las siguientes presiones parciales.

5. La constante de equilibrio para la reacción Fe3O4(s) + CO(g) ⇌ 3FeO(s) + CO2(g) es 1.15 a 600 ºC. Calcule la composición de equilibrio de una mezcla de 2.00 moles de Fe3O4, 3.00 moles de CO, 4.00 moles de FeO y 5.00 moles de CO2 a 600 ºC. Suponga que los gases se comportan idealmente.

6. El producto de solubilidad del AgCl en agua es 1.78 10-10 mol2 kg-2 a 25ºC. Calcule la solubilidad del AgCl a dicha temperatura en: a) agua pura, b) en una disolución de KNO3 de molalidad 0.1 mol kg-1.

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28. Sistemas de 1 componente - Equilibrio de Fases

Algunos ejercicios de equilibrio de fases en sistemas de un solo componente, para que puedas practicar a gusto.

  • Determine el número de componentes independientes y de grados de libertad en los siguientes sistemas en equilibrio.
  • En el sistema formado por PCl5, PCl3 y Cl2 en cantidades arbitrarias y en el que se establece el equilibrio: PCl5 (g) ↔PCl3 (g) + Cl2 (g).
  • Introducimos PCl5 en un recipiente al que se le ha hecho previamente el vacío y en el que se establece el equilibrio: PCl5 (g) ↔PCl3 (g) + Cl2 (g).
  • ¿Qué particularidad tiene este diagrama y a qué es debido? ¿Son positivas o negativas las pendientes de las curvas de vaporización y de sublimación en las cercanías del punto triple? Demuestre que es así. ¿Cuáles son los puntos singulares del diagrama? Defínalos.
  • La línea de equilibrio Sólido → Líquido tiene pendiente negativa debido a que, en el caso del agua, el volumen de la fase líquida es menor que el de la fase sólida. De acuerdo con la ecuación de Clapeyron.
  • El punto triple en el que coexisten en equilibrio las tres fases y el punto crítico en el que el líquido y el gas son indistinguibles.
  • Las presiones de vapor de SO2 sólido a 177 K y 198.5 K son 1 torr y 10 torr, respectivamente y las de SO2 líquido a 209.6 K y 225.3 K son 33.4 torr y 100 torr, respectivamente.
  • Determine el punto de ebullición del SO2 a la presión estándar.
  • La variación de la presión de vapor, en torr, del ciclohexano sólido y líquido con la temperatura, en Kelvin, se ajusta a las ecuaciones empíricas.
  • El punto de ebullición estándar es la temperatura a la que la presión de vapor es una atmósfera. Utilizaremos la ecuación integrada de Clausius-Clapeyron.
  • A 1 atm de presión el hielo funde a 273.15 K. Sabiendo que: ∆H0=6 kJ/mol, la densidad del hielo ds=0.92 g/cm3 y la densidad del líquido dl=1.00g/cm3, calcule la temperatura de fusión del hielo a 50 atm de presión. Indique las aproximaciones utilizadas.
  • ¿Cuál es mayor el volumen molar de la fase líquida o de la fase sólida?

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29. Disoluciones en Sistemas de Composición Variable

1. El benceno (b) y el tolueno (t) forman disoluciones casi ideales. A 20 ºC, las presiones de vapor de los componentes puros son las dadas. Calcule las presiones parciales en el equilibrio de una disolución de 100.0 g de benceno y 100.0 g de tolueno.

2. Compruebe si se satisface la ley de Henry en un cierto intervalo de concentración.

3. A 90ºC, una disolución acuosa de n-propanol de fracción molar 0.259 tiene una presión de vapor de 820.3 Torr. La fase vapor tiene un 39.7% en moles de n-propanol.

a) ¿Cuál sería la presión de la disolución si se cumpliera la ley de Raoult?

b) Calcule las actividades y coeficientes de actividad de cada componente en la disolución.

4. 20g de soluto no volátil se añaden a 100 g de agua a 25 ºC. La presión de vapor sobre la disolución es de 22.41torr.

a) Determine la masa molecular del soluto.

b) ¿Qué cantidad de ese soluto se necesitaría añadir a 100 g de agua para reducir la presión de vapor a la mitad del valor para el agua pura?

5. Los anticongelantes para coches se fabrican con etilenglicol. ¿En qué relación en volumen se debe mezclar el etilenglicol con agua para conseguir una disolución que congele a –20º C?. Si a 25º C la presión de vapor de la disolución vale 0.0075 atm y la del agua pura 0.0313 atm a la misma temperatura, ¿Cuál será la actividad del agua en la disolución?. Suponga que el etilenglicol no es volátil.

6. Una disolución binaria de un soluto de masa molecular desconocida, que se encuentra disuelto al 1.25 % en peso en C6H6 como disolvente, tiene una Pv de 752.4 Torr a 80.0 ºC y un punto de ebullición de 80.33 ºC. El punto de ebullición normal del benceno es 80.0 ºC. Suponiendo que el soluto no es volátil, determine su masa molecular y el calor de vaporización por gramo para el benceno.

7. Una disolución acuosa ideal tiene una presión osmótica de 12.2 atm a 20ºC.

a) ¿Cuál es su concentración en la escala de fracciones molares?.

b) ¿Cuál es la diferencia, en julios, entre el potencial químico del agua en esta disolución y el del
agua pura?. Suponga que el volumen de la disolución es el mismo que el del agua pura y que la densidad del agua es 1 g/cm3.

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